高考二轮复习课件专题十

2.强化记忆弱酸弱碱盐、酸式盐溶液的酸碱性 (1) 弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相 溶 液 显 酸 性 ， 如 HCOONH4 ； 当 Ka<Kb 时 ， 溶 液 显 碱 性 ， 如 NH4HCO3。 (2) 弱酸酸式盐水溶液酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和 如NaHSO3、NaH2PO4等；b.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱 性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
小，可达到沉淀溶解的目的。
(3)溶度积(Ksp)与溶解能力关系的突破方法 溶度积(Ksp)反映了电解质在水中的溶解能力，对于阴阳离子个 数比相同的电解质，Ksp的数值越大，难溶电解质在水中的溶解
能力越强；但对于阴阳离子个数比不同的电解质，不能直接比
较Ksp数值的大小。
题组集训
题组一 影响弱电解质电离平衡因素的多角度分析
5(mol· L－1)，所以此时c(H＋)＝10－7mol· L－1，pH＝7，故c＝7。
方法归纳
室温下，Kw＝c(H＋)· c(OH－)＝1×10－14，则pKw＝14。
考点二 溶液中的“三大平衡”
知识精讲
电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。
这三种平衡都遵循勒夏特列原理 —— 当只改变体系的一个条
溶液未饱和，无沉淀析出。
(2)沉淀的转化方法
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动，非氧化还原类离子反 应都是向离子浓度减小的方向移动，从溶解角度说，一般是易 溶物质转化成微溶物质，微溶物质转化为难溶物质。有些金属 硫化物(如CuS、HgS等)溶度积特别小，在饱和溶液中这些金属
硫化物不能溶于非氧化性强酸，只能溶于氧化性酸，c(S2 －) 减
(3)强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断：
7.溶液pH计算的一般思维模型
题组集训பைடு நூலகம்
题组一 走出溶液稀释与混合的误区
1.正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
(1) 常温下 pH 为 2 的盐酸与等体积 pH ＝ 12 的氨水混合后所得溶
液呈酸性()
(2012· 广东理综，23B)
× √
(2)常温下pH为2的盐酸由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12mol· L
的范围内)，也可以用pH计(精确到0.1)测定。
3.三个重要比较 水溶液可分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液，下表是常温 下这三种溶液的比较：
溶液的酸 c(H＋)与c(OH－)
碱性 比较 酸性溶液 c(H＋)>c(OH－)
c(H＋)大小 c(H＋)>1×10－7mol· L－1
pH <7
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10－7mol· L－1 ＝7
1.(2013· 安徽理综，13)已知 NaHSO3 溶液显酸性，溶液中存在以 下平衡： HSO－ 3 ＋H2O HSO－ 3 H2SO3＋OH－ ① ②
－ H＋＋SO2 3
向 0.1 mol· L－1 的 NaHSO3 溶液中分别加入以下物质， 下列有关说 法正确的是( )
A.加入少量金属 Na， 平衡①左移， 平衡②右移， 溶液中 c(HSO3 )
3.pH ＝ 2 的两种一元酸 x 和 y ，体积均为 100mL ，稀释过程中 pH 与
溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1mol· L－1) 至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则( )
A.x为弱酸，Vx<VyB.x为强酸，Vx>Vy C.y为弱酸，Vx<VyD.y为强酸，Vx>Vy
－ B 项依据电荷守恒判断，c(SO2 3 )前面的化学计量数应为 2，即 － 2－ c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO－ ) ＋ c (OH ) ＋ 2 c (SO 所以 B 项错误。 3 3 )，
C 项加入氢氧化钠溶液后，溶液酸性减弱，碱性增强，所以 － cOH 2－ 增大；平衡 ① 左移，平衡 ② 右移，最终 c (SO 3 )增大， ＋ c H 2－ c SO 3 － c(HSO3 )减小，所以 － 增大。 cHSO3
件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
1.对比分析电离平衡和水解平衡 电离平衡及水解平衡均属于化学平衡，均遵循勒夏特列原理，外 界条件对两平衡的影响如表所示：
电离平衡(如CH3COOH
溶液) 升高温度 加水稀释
水解平衡(如
CH3COONa溶液) 促进水解，Kh增大
促进电离，离子浓度增大，
Ka增大 OH－外)减小，Ka不变
碱性溶液 c(H＋)<c(OH－) c(H＋)<1×10－7mol· L－1 >7
4.pH使用中的几个误区 (1)pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH＝7的溶液才呈 中性；当在100℃时，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的 溶液为中性溶液，pH>6时为碱性溶液，pH<6时为酸性溶液。 (2)使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一 定偏小。若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液 为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结 果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
解析
根据加入物质的性质判断平衡移动方向，进一步判断
各选项结论是否正确。
A 项加入金属钠后， 钠和水反应生成氢氧化钠， 使平衡①左移，
－ 平衡②右移，移动的结果是 c(SO2 3 )增大。可以利用极端分析法
判断，如果金属钠适量，充分反应后溶液中溶质可以是亚硫酸 钠，此时 c(HSO－ 3 )很小，所以 A 项错误。
－1()
(2012· 广东理综，23C)
(3)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7()× (2012· 天津理综，5A) (4) 常温下，将 pH ＝ 3 的醋酸溶液稀释到原体积的 10 倍后，溶液 的pH＝4() (2012· 浙江理综，12A) (5)100℃时，将pH＝2 的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合， 溶液呈中性() (2011· 天津理综，5D)
促 进 电离， 离 子浓度 ( 除 促进水解，离子浓度
(除H＋外)减小，Kh不变
加入相应离子
加入CH3COONa固体，加入NaOH固体，
抑制电离，Ka不变 加入NaOH固体，促 进电离，Ka不变 抑制水解，Kh不变 加入盐酸，促进水 解，Kh不变 Kw＝Ka· Kh
加入反应离子 Ka、Kh、Kw的 关系
强碱 弱碱
pH＝b－n b－n＜pH＜b
误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律
pH＝n(n＜7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7；
pH＝ n(n ＜7) 的醋酸和pH＝ 14－n的氢氧化钠溶液等体积混合， 混合溶液pH＜7；pH＝n(n＜7)的盐酸和pH＝14－n的氨水溶液等 体积混合，混合溶液pH＞7。
题组二 一强一弱比较的图像分析
2.相同体积、相同pH的HCl(a)和CH3COOH(b)，按要求画出图像。
分别与足量的锌粉发生反应。
(1)产生H2的体积(V)随时间(t)的变化图像。
(2)产生H2的速率v(H2)随时间(t)的变化图像。
(3)溶液的pH随时间(t)的变化图像。
答案 (1)
(2)
(3)
5.溶液中的c(H＋)和水电离出来的c(H＋)的区别
(1) 室温下水电离出的 c(H ＋ ) ＝ 1× 10 － 7mol· L － 1 ，若某溶液中水电
离出的c(H＋)<1× 10－7mol· L－1，则可判断该溶液呈酸性或碱性；
若某溶液中水电离出的c(H＋)>1× 10－7mol· L－1，则可判断出该溶
专题十电解质溶液
[考纲要求]
1.了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。
2. 了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
4.了解水的电离、离子积常数。
5.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的 简单计算。 6. 了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及 盐类水解的应用。
7.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
考点一 溶液的酸碱性及pH
知识精讲 1.一个基本不变 相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。 应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温 度必须相同。
2.两种测量方法
溶液的 pH 值可以用 pH 试纸测定 ( 精确到整数，且只能在 1 ～ 14
×
×
走出误区
误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或 小于7，只能接近7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液 酸 碱 强酸 弱酸 稀释前溶液pH pH＝a pH＝b 加水稀释到体积 为原来的10n倍 稀释后溶液pH pH＝a＋n a＜pH＜a＋n
液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。
(2)室温下，溶液中的c(H＋)>1× 10－7mol· L－1，说明该溶液是酸性
溶液或水解呈酸性的盐溶液；溶液中的c(H＋)<1× 10－7mol· L－1，
说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
6.pH和等于14的酸碱混合问题的判断 pH和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢 氧根离子的浓度。 (1)已知酸、碱溶液的pH之和为14，则等体积混合时：
(1)加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。 (2)加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。
方法技巧 2.相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
(1)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。 (2)加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
题组三 理解换算关系，突破pH的计算 4. 在 T℃ 时， Ba(OH)2 的稀溶液中 c(H ＋ ) ＝ 10 － amol· L － 1 ， c(OH － ) ＝10－bmol· L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝4的 盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示： 序号 氢氧化钡溶液的体积/mL 盐酸的体积/mL 溶液的pH ① ② ③ 22.00 22.00 22.00 0.00 18.00 22.00 8 c d
解析
由图知：将一元酸 x 和 y 分别稀释 10 倍， pH 的变化量
ΔpHx ＝1 ，ΔpHy<1，所以 x 为强酸，而 y 为弱酸。 pH＝ 2时弱 酸y的浓度大，滴加NaOH至pH＝7时需NaOH溶液的体积则y 要比x大。 答案 C
方法技巧
图像法理解一强一弱的稀释规律
1.相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
假设溶液混合前后的体积变化可忽略不计，则下列说法不正确的
是(双选)(AC ) A.a＝6B.b＝4C.c＝9D.d＝6 解析 本题考查了pH的综合计算和从表中获取关键信息的能力。 Ba(OH)2溶液的pH＝8，即a＝8，再根据a＋b＝12，则b＝4， c(OH－)＝10－4mol· L－1。Ba(OH)2溶液中氢氧根离子的浓度与盐酸 的浓度相等，该温度下 Kw＝10 － 12 ，当加入 22.00mL盐酸时恰好中 和，溶液的pH＝6，即d＝6；当加入18.00mL盐酸时，氢氧化钡过 量， c(OH － ) ＝ (10 － 4×22.00 － 10 － 4×18.00)÷(22.00 ＋ 18.00) ＝ 10 －
恰好中和 强酸、强碱 ————→pH＝7 碱过量 强酸、弱碱 ———→pH>7 酸过量 弱酸、强碱 ———→pH<7
(2)已知酸、碱溶液的pH之和为14，若混合后溶液的pH为7， 溶液呈中性，则
强酸、强碱 →V 酸∶V 碱＝1∶1 强酸、弱碱 →V 酸∶V 碱>1∶1 弱酸、强碱 →V 酸∶V 碱<1∶1
－
增大
－ B.加入少量 Na2SO3 固体，则 c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO－ ) ＋ c (OH ) 3 1 － ＋2c(SO2 3 ) － － cSO2 c OH 3 C.加入少量 NaOH 溶液， 的值均增大 － 、 ＋ cHSO3 cH － ＋ － D.加入氨水至中性，则 2c(Na＋)＝c(SO2 3 )＞c(H )＝c(OH )
对强弱。当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当Ka>Kb时，
水解程度的相对大小。a.若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，
3.“三法”突破沉淀溶解平衡
(1)沉淀能否生成或溶解的判断方法
通过比较溶度积与非平衡状态下溶液中有关离子浓度幂的乘 积——离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件 下沉淀生成或溶解的情况： Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出； Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀的生成与溶解处于平衡状态；Qc<Ksp，